Innehåll
Många avancerade gymnasie- och högskolekemistudenter utför ett experiment som kallas "jodklockreaktion", där väteperoxid reagerar med jod för att bilda jod, och jod reagerar därefter med tiosulfatjon tills tiosulfat har konsumerats. Vid den punkten blir reaktionslösningarna blå i närvaro av stärkelse. Experimentet hjälper eleverna att förstå grunderna i kemisk kinetik - hur snabbt reaktionerna äger rum.
Aktiverings energi
Kemiska reaktioner är termodynamiskt “gynnsamma” om den totala energin för produkterna är lägre än den totala energin hos reaktanterna. Bildningen av produkter kräver emellertid först bindningsbrott i reaktanterna, och energin som krävs för att bryta dem representerar en energibarriär känd som "aktiveringsenergin" eller Ea.
Mätning av aktiveringsenergi
Bestämningen av aktiveringsenergi kräver kinetisk data, dvs hastighetskonstanten, k, av reaktionen bestämd vid olika temperaturer. Studenten konstruerar sedan ett diagram över ln k på y-axeln och 1 / T på x-axeln, där T är temperaturen i Kelvin. Datapunkterna bör falla längs en rak linje, vars lutning är lika med (-Ea / R), där R är den ideala gaskonstanten.
Jod-klockaktiveringsenergi
Plottet för (ln k) vs. (1 / T) för jodklockreaktionen bör avslöja en lutning på cirka -6230. Således är (-Ea / R) = -6230. Genom att använda en idealisk gaskonstant av R = 8.314 J / K.mol ger Ea = 6800 * 8.314 = 51.800 J / mol, eller 51,8 kJ / mol.